Moleküle und Komplexe: Warum es nicht bei zwei bleibt

Beobachtung: Drei Stoffe, die in keiner binären Liste stehen

Kapitel 4 kennt 164 binäre Verbindungen aus 50 Elementen. Ethanol besteht aus Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff, Harnstoff aus vier Elementen, das tiefblaue Tetraamminkupfer-Ion aus Kupfer, Stickstoff und Wasserstoff. Keiner der drei Stoffe kann in einer Liste aus Paaren stehen, und doch gelten für jeden dieselben Regeln wie für Kochsalz und Wasser.

Die Frage dieses Kapitels: Woher kommt die Vielfalt, wenn die Regeln dieselben bleiben? Rund neunzig Elemente, Millionen bekannte Stoffe.

Die Antwort in einem Absatz

Die Wertigkeit ist eine lokale Regel. Jedes Atom zählt nur seine eigenen Bindungen und Paare; was zwei Atome weiter geschieht, ist ihm gleich. Ein Sauerstoff im Ethanol prüft dasselbe wie ein Sauerstoff im Wasser. Weil die Regel lokal ist, lässt sie sich verketten, und aus wenigen Bausteinen entsteht ein riesiger Raum. Drei Eigenschaften einzelner Elemente machen ihn zugänglich: Kohlenstoff bindet sich selbst fast so fest wie andere; Sauerstoff und Stickstoff tragen Paare, die keine Bindung brauchen; Übergangsmetalle haben leere d-Orbitale, in die solche Paare passen. Und über allem bleibt Regel 4 aus Kapitel 4: Möglich ist viel, gebildet wird, was Energie freisetzt.

Was das nicht erklärt: warum die Energiebilanz so ist, wie sie ist. Wir messen den Effekt, nicht den Grund. Der Exkurs „Modell, Messung und Deutung“ bleibt der Ort für diese Frage.

Schritt 1 — Lewis-Formeln lesen

Das einzige neue Werkzeug dieses Kapitels ist ein Zählverfahren (OpenStax 7.3):

1. Valenzelektronen aller Atome addieren; bei Ionen die Ladung abziehen oder zuzählen.
2. Gerüst: die Atome durch je einen Strich verbinden. Jeder Strich sind zwei Elektronen.
3. Die restlichen Elektronen als Paare an die äußeren Atome, bis deren Oktett voll ist; Wasserstoff bekommt zwei.
4. Was übrig ist, ans Zentralatom. Fehlt dort etwas, aus freien Paaren der Nachbarn Mehrfachbindungen machen.

Und die Salze aus Kapitel 4?

Die Punkte zählen in beiden Fällen dasselbe: acht um das Chlor. Nur ist beim Salz nichts geteilt, deshalb kein Strich, und die Formel eines Salzes nennt das einfachste Zahlenverhältnis der Ionen, kein Molekül. Kalk und Salpeter aus Kapitel 4 stehen im Katalog unten trotzdem, als Carbonat- und Nitrat-Ion: Das Ion hat eine Lewis-Formel, das Salz nicht.

Punkte und Striche sind Buchhaltung. Ein Strich ist kein Stab, ein Punktpaar kein Ort. Wo die Elektronen sind, sagt Kapitel 5: verteilt.

Schritt 2 — Ketten: Warum Kohlenstoff und nicht Silicium

Kohlenstoff verliert nichts, wenn es sich selbst bindet: C–C ist mit 345 kJ/mol fast so fest wie C–O mit 350. Silicium hat dieselbe Wertigkeit 4, aber Si–Si ist mit 230 kJ/mol nur gut die Hälfte von Si–O mit 370. Deshalb baut Kohlenstoff Ketten, Ringe und Verzweigungen, während Silicium bei jeder Bindung an seinesgleichen 140 kJ/mol gegenüber einer Bindung an Sauerstoff liegen lässt. Das ist Regel 4 in Aktion, keine neue Regel.

Die Gegenprobe ist Wasserstoffperoxid H–O–O–H: Sauerstoff kann sich selbst binden, aber O–O hält nur 140 kJ/mol, und der Stoff zerfällt gern zu Wasser und Sauerstoff. Längere Ketten aus Sauerstoff sind deshalb nicht beständig.

Schritt 3 — Mehrfach und geteilt

Mehr geteilte Paare, festere und kürzere Bindung, aber nicht proportional: C≡C ist mit 837 kJ/mol nicht dreimal C–C. Die N≡N-Bindung hält 946 kJ/mol, fast das Sechsfache von N–N; darum ist Stickstoff so träge und die Luft zu vier Fünfteln ein Gas, das kaum reagiert.

Wenn eine Formel nicht reicht

Für Ozon O₃ lassen sich zwei Formeln zeichnen. Keine ist falsch, keine ist das Molekül: Die Elektronen der Doppelbindung sind über alle drei Atome verteilt. Man zeichnet beide Formeln, weil eine nicht reicht; OpenStax 7.4 nennt das Resonanz. Benzol C₆H₆ ist derselbe Fall mit sechs Atomen; Carbonat und Nitrat, die Kapitel 4 als mehratomige Ionen ausgelassen hat, ebenso. Alle vier stehen im Katalog mit ihren Formeln.

Die zwei Formeln von Ozon sind nicht zwei Zustände, zwischen denen das Molekül springt. Es gibt einen Zustand; wir haben zwei Bilder. Das ist die Grenze des Werkzeugs, nicht ein Verhalten des Stoffs.

Schritt 4 — Freie Paare als Spender

Ein freies Paar ist ungenutzte Kapazität. Ammoniak bindet ein Proton, das gar kein Elektron mitbringt: Beide Elektronen der neuen N–H-Bindung kommen vom Stickstoff. Im Ammonium-Ion sind danach alle vier N–H-Bindungen gleich (Beleg der Katalogkarte NH₄⁺). Dasselbe tut Wasser mit dem Proton. Und dasselbe tut ein Fluorid-Ion F⁻ mit Bortrifluorid: Bor hat in BF₃ nur sechs Elektronen um sich, eine der Ausnahmen aus Kapitel 4. Genau diese Lücke füllt das Paar des Fluorids. Es entsteht BF₄⁻, in dem auch das Bor acht Elektronen um sich hat; das Fluorid ist der Spender (OpenStax 15.2). Die Ausnahme von Kapitel 4 wird hier zum Mechanismus.

Die Fachwörter: Der Spender heißt Lewis-Base, der Empfänger Lewis-Säure, die Bindung koordinativ. Mehr Säure-Base-Chemie braucht dieses Kapitel nicht.

Schritt 5 — Komplexe: Zentralion, Liganden und das d-Orbital

Ein Komplex ist ein Metallion, um das sich Moleküle oder Ionen mit freien Paaren lagern, die Liganden. Ihre Zahl heißt Koordinationszahl: vier beim Kupfer, sechs beim Eisen. Der Name folgt einer Regel wie in Kapitel 4: erst die Liganden mit Zahlwort, dann das Metall, dann seine Oxidationszahl in Klammern (OpenStax 19.2).

Warum Übergangsmetalle? Ihre Ionen haben d-Orbitale, die leer oder nur teilweise besetzt sind; die Konfigurationen aus Kapitel 2 sagen, welche. Ein d-Orbital hat eine andere Form als s und p und bietet Raum in Richtungen, in denen Liganden liegen. Natrium- und Magnesium-Ionen haben keine teilweise besetzten d-Orbitale. Auch Magnesium-Ionen binden Liganden; das Magnesium im Chlorophyll ist so ein Fall (OpenStax 19.2). Die Vielfalt der Komplexe, ihre Farben und Werners Beispiele gehören aber den Übergangsmetallen, und die Komplexe dieses Kapitels tragen sämtlich eines: Ag, Co, Cu, Fe. Das ist der Unterschied, und er reicht für dieses Kapitel.

Zwei Sätze Ausblick: Häm, der Sauerstoffträger im Blut, ist ein Eisenkomplex und im Bau dem Chlorophyll sehr ähnlich. Sauerstoff im Blut und Licht in der Pflanze hängen an dieser Bindungsart (OpenStax 19.2).

Was offen bleibt: warum der Kupferkomplex blau ist. Die Erklärung braucht die Aufspaltung der d-Orbitale im Feld der Liganden und damit mehr Quantenmechanik, als diese Lernhilfe hat. Wir sagen das, statt es zu umschreiben.

Werkzeug: Der Molekülkatalog

Alle Moleküle und Komplexe dieses Kapitels, jedes mit Lewis-Formel, Zählung und Beleg. Die Chips filtern nach Merkmal; ein zweiter Klick hebt den Filter auf. Eine Karte klappt auf und trägt ihre Adresse, damit du sie teilen kannst.

Wer hat sich das ausgedacht?

Die Wörter dieses Kapitels sind jünger als die von Kapitel 4, und sie stammen von wenigen Personen.

Modellgrenzen

• Die Lewis-Formel zeigt Verknüpfung, nicht Gestalt. Wasser ist gewinkelt, Methan ein Tetraeder; das steht in keiner Lewis-Formel. Die Geometrie lässt dieses Kapitel weg.
• Das Oktett ist eine Zählregel mit Ausnahmen. Kapitel 4 hat SF₆ und NO gezeigt, hier kommt BF₃ dazu; der Katalog kennzeichnet jede.
• Salze haben keine Lewis-Formel. Für Kochsalz zeichnet man zwei Ionen mit vollen Schalen, keinen Strich; ob ein Stoff Salz oder Molekül ist, entscheidet Kapitel 4 mit Δχ, nicht die Lewis-Formel. Deshalb hat kein Salz eine Karte im Katalog.
• Resonanzformeln sind Bilder eines Zustands, nicht Zustände.
• Das d-Orbital-Bild ist Wasserstoff. In Cu²⁺ sind neun d-Elektronen und wechselwirken.
• „Leer“ und „gespendet“ sind Buchhaltung des Modells. Nach der Bindung gehört das Paar niemandem allein.
• Farbe, Magnetismus und Stabilität der Komplexe erklärt das Kapitel nicht.

Prüfe dich

Dein nächster Schritt

Du kannst jetzt eine Lewis-Formel nachzählen und sagen, warum dieselben Regeln Kochsalz, Ethanol und einen Kupferkomplex tragen. Erkunde die d-Orbitale im Elementexplorer oder lies, was ein Modell erklärt und was nicht.